Giáo trình Hóa phân tích (Bản hay)

pH Trạng thái chuẩn ñộ % chuẩn ñộ Vận dụng biểu thức HCl 0,1N HCl 0,01N HCl 0,001N Chưa chuẩn ñộ 0 III- 10 1,00 2,00 3,00 50 1,48 2,30 3,30 90 2,30 3,04 4,00 99 3,30 4,04 5,00 Trước ñiểm tương ñương 99,9 III- 38 4,30 5,04 6,00 Tại ñiểm tương ñương 100 7,00 7,00 7,00 100,1 9,70 8,96 8,00 101 10,70 9,96 9,00 110 11,70 10,96 10,00 Sau ñiểm tương ñương 150 III- 39 12,30 11,70 10,69 Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích58 Từ hình H.1.3 có nhận xét: 1- ðường chuẩn ñộ là ñường cong ñối xứng qua ñiểm 100% chuẩn ñộ và pH = 7. 2- Gần ñiểm tương ñương, pH dung dịch thay ñổi mạnh khi ñưa một lượng nhỏ dung dịch tiêu chuẩn vào. Khoảng thay ñổi ñó của pH ñược gọi là bước nhảy của ñường cong chuẩn ñộ. Ứng với một sai số cho trước (± 0,1%, ± 1%) sẽ có một bước nhảy tương ứng trên ñường cong và rõ ràng sai số càng lớn thì bước nhảy càng dài. Ví dụ: Với NHA = 0,1N, NBOH = 0,1N, với sai số ± 1% có bước nhảy từ pH = 3,3 ñến pH = 10,7; còn với sai số ± 0,1% bước nhảy chỉ còn là từ pH = 4,3 ñến pH = 9,7. Hình H.1..3: ðường chuẩn ñộ axit mạnh bằng bazơ mạnh: 1. HCl 0,001N; 2. HCl 0,01N; 3. HCl 0,1N 3- Bước nhảy ñường cong chuẩn ñộ phụ thuộc vào nồng ñộ các chất tham gia phản ứng, nồng ñộ càng lớn thì bước nhảy càng dài. Ví dụ: Cùng sai số ± 0,1% và cùng chuẩn ñộ bằng NaOH 0,1N, với nồng ñộ ban ñầu của HCl là 0,1N có bước nhảy: pH = 4,3 – 10,7, nhưng với nồng ñộ HCl 0,01N thì bước nhảy chỉ là: pH = 5,04 – 8,96. Do ñó, không nên pha loãng dung dịch khi chuẩn ñộ. Nếu có thể, nên dùng dung dịch tiêu chuẩn với nồng ñộ cao ñể thời gian chuẩn ñộ không kéo dài. Tuy nhiên, khi dùng dung dịch tiêu chuẩn với nồng ñộ cao cần lưu í ñến sai số gịot dư (mục 6. 6 chương III). Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích59 c. ðường chuẩn ñộ bazơ mạnh bằng axit mạnh Khi chuẩn ñộ bazơ mạnh BOH có thể tích dung dịch VBOH và nồng ñộ NBOH (≡CBOH) bằng dung dịch axit mạnh HA có nồng ñộ NHA (≡CHA) , ví dụ, chuẩn ñộ 100 ml NaOH 0,1N bằng dung dịch HCl 0,1N, ñường chuẩn ñộ ñược xác ñịnh như sau: * pH khi chưa chuẩn ñộ: Dung dịch chỉ chứa bazơ mạnh BOH phân li hoàn toàn: BOH = OH- + B+ Do ñó có: [OH-] = CBOH ≡ NBOH, vì thế pH ñược tính theo III- 13. Thay số, theo ví dụ nêu trên, sẽ có: pOH = - lg [OH-] = -lg CBOH = -lg0,1 = 1, do ñó pH = 14 - 1 = 13. * pH trước ñiểm tương ñương: Việc ñưa HA vào dung dịch BOH ñã dẫn ñến phản ứng: BOH + HA = BA + H2O làm giảm nồng ñộ bazơ BOH, nhưng, bazơ vẫn còn dư với nồng ñộ bazơ BOH dư sẽ bằng: [BOH] = (VBOH . NBOH - VHA . NHA)/(VHA + VBOH) Do ñó pH dung dịch ñược xác ñịnh bằng biểu thức III- 39. Thay số, theo ví dụ nêu trên với 50% chuẩn ñộ, tức ñã sử dụng 50 ml HCl 0,1N, sẽ có: pH = 14 – lg[(100. 0,1 - 50. 0,1)/(100 + 50) = 12,52 pH tại ñiểm tương ñương: Toàn bộ lượng bazơ BOH ñã ñược trung hoà bằng lượng vừa ñủ axit mạnh HA nên trong dung dịch chỉ có muối trung tính BA và H2O. Do ñó, pH dung dịch là pH của nước và bằng 7. * pH sau ñiểm tương ñương: Lượng HA ñưa vào sau ñiểm tương ñương trở thành lượng axit dư. Vì HA là axit mạnh phân li hoàn toàn, nên, nồng ñộ của nó ñược tính theo biểu thức: [HA] = (VHA . NHA - VBOH . NBOH)/(VHA + VBOH) Do ñó pH dung dịch ñược tính theo III- 38. Thay số, theo ví dụ nêu trên với 150% chuẩn ñộ, tức ñã sử dụng 150 ml HCl 0,1N, sẽ có: pH = - lg[(150. 0,1 - 100. 0,1)/(100 + 150)] = 1,70 Ứng dụng các biểu thức III- 13, III- 39 và III- 38 ñể tính toán pH trong một số chuẩn ñộ thu ñược các số liệu ghi trong bảng B.2.3. Bảng B.2.3: Sự biến thiên pH dung dịch trong chuẩn ñộ 100ml NaOH với các nồng ñộ khác nhau bằng HCl 0,1N pH Trạng thái chuẩn ñộ % chuẩn ñộ Vận dụng biểu thức NaOH 0,1N NaOH 0,01N NaOH 0,001N Chưa chuẩn ñộ 0 III- 13 13,00 12,00 11,00 50 12,52 11,70 10,69 90 11,70 10,96 10,00 99 10,70 9,96 9,00 Trước ñiểm tương ñương 99,9 III- 39 9,70 8,96 8,00 Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích60 Tại ñiểm tương ñương 100 7,00 7,00 7,00 100,1 4,30 5,04 6,00 101 3,30 4,04 5,00 110 2,30 3,04 4,00 Sau ñiểm tương ñương 150 III- 38 1,48 2,30 3,30 Biểu diễn các số liệu của bảng B.2.3 trên ñồ thị, ñược hình H.2.3. Từ hình H.2.3, tương tự như trong chuẩn ñộ axit mạnh bằng bazơ mạnh, có nhận xét sau: 1. ðường chuẩn ñộ là ñường cong ñối xứng qua ñiểm 100% chuẩn ñộ và pH = 7. ðường chuẩn ñộ bazơ mạnh bằng axit mạnh có dạng ngược lại (ñối xứng gương qua trục ñi qua ñiểm 100% chuẩn ñộ) với ñường chuẩn ñộ axit mạnh bằng bazơ mạnh (hình H.1.3). 2. Gần ñiểm tương ñương, pH dung dịch thay ñổi mạnh khi ñưa một lượng nhỏ dung dịch tiêu chuẩn vào. Khoảng thay ñổi mạnh ñó của pH ñược gọi là bước nhảy của ñường cong chuẩn ñộ. Ứng với một sai số cho trước (± 0,1%, ± 1%) sẽ có một bước nhảy tương ứng trên ñường cong và rõ ràng sai số càng lớn thì bước nhảy càng dài. Ví dụ: với NBOH = 0,1N, NHA = 0,1N, với sai số ± 1% có bước nhảy từ pH = 10,7 ñến pH = 3,3; còn với sai số ± 0,1% bước nhảy chỉ còn là từ pH = 9,7 ñến pH = 4,3. 3. Bước nhảy ñường cong chuẩn ñộ phụ thuộc vào nồng ñộ các chất tham gia phản ứng, nồng ñộ càng lớn thì bước nhảy càng dài. Ví dụ: cùng sai số ± 0,1% và cùng chuẩn ñộ bằng HCl 0,1N, với nồng ñộ ban ñầu của NaOH là 0,1N có bước nhảy: pH = 10,7 - 4,3, nhưng với nồng ñộ NaOH 0,01N thì bước nhảy chỉ là: pH = 8,96 - 5,04. Do ñó, cũng như khi chuẩn ñộ axit mạnh bằng bazơ mạnh không nên pha loãng dung dịch khi chuẩn ñộ. Nếu có thể, nên dùng dung dịch tiêu chuẩn với nồng ñộ cao ñể thời gian chuẩn ñộ không kéo dài. Tuy nhiên, khi dùng dung dịch tiêu chuẩn với nồng ñộ cao cần lưu í ñến sai số giọt dư (mục 6. 6 chương III). Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích61 Hình H.2..3: ðường chuẩn ñộ bazơ mạnh bằng axit mạnh: 1. NaOH 0,001N; 2. NaOH 0,01N; 3. NaOH 0,1N. d. ðường chuẩn ñộ axit yếu bằng bazơ mạnh Khi chuẩn ñộ axit yếu HA với thể tích VHA và nồng ñộ NHA (≡CHA) bằng bazơ mạnh BOH có nồng ñộ NBOH (≡CBOH) theo phương trình: HA + BOH = BA + H2O ðường chuẩn ñộ ñược xây dựng như sau: * pH khi chưa chuẩn ñộ: Trong dung dịch chỉ có axit yếu HA phân li một phần: HA ⇆ H+ + A-, nên pH dung dịch ñược tính theo III- 18 hoặc từ III- 16, III- 15. * pH trước ñiểm tương ñương: Trong dung dịch có muối BA và axit yếu HA dư tạo nên cặp axit bazơ liên hợp. Nếu [HA] còn lại lớn hơn 0,1% so với CHA, tính pH dung dịch như ñối với hỗn hợp ñệm pH (biểu thức III- 29) và trong trường hợp này cụ thể là III- 40: pH = pKa - lg([HA]/[BA]) = pKa – lg[(VHA . NHA - VBOH . NBOH)/(VBOH . NBOH)] (III- 40) Nếu [HA] còn lại nhỏ hơn 0,1% so với CHA, tính pH dung dịch với việc sử dụng biểu thức III- 27. * pH tại ñiểm tương ñương: Trong dung dịch tồn tại muối BA và H2O. Vì muối BA là muối của axit yếu với một bazơ mạnh, nên, nó bị thuỷ phân: BA + H2O ⇆ HA + BOH cho môi trường kiềm. Do ñó, pH dung dịch muối BA ñược xác ñịnh bằng biểu thức III- 30 và trong trường hợp này cụ thể là III- 41: pHtñ = 7 + (1/2)pKa + (1/2)lg[(VHA . NHA)/(VHA + VBOH)] (III- 41) * pH sau ñiểm tương ñương: Trong dung dịch dư BOH, là bazơ mạnh. Nếu sự dư của BOH lớn hơn 0,1% của CBOH, có thể bỏ qua sự thuỷ phân của muối BA và pH dung dịch sẽ ñược tính gần ñúng theo biểu thức III- 39. Nếu sự dư của BOH nhỏ hơn 0,1% của CBOH, không thể bỏ qua sự thuỷ phân của muối BA và pH dung dịch sẽ ñược tính theo biểu thức III- 27. Kết quả tính pH của chuẩn ñộ một số axit yếu bằng bazơ mạnh ñược minh hoạ trong bảng B.3.3 và dạng ñường chuẩn ñộ của chúng ñược minh họa bằng các hình H.3.3 và H.4.3. Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích62 Bảng B.3.3: Sự biến thiên pH dung dịch trong chuẩn ñộ 100ml axit yếu CH3COOH (pKa = 4,76) nồng ñộ 0,1N bằng NaOH 0,1N Trạng thái chuẩn ñộ % chuẩn ñộ Vận dụng biểu thức pH Chưa chuẩn ñộ 0 III- 18 2,88 50 4,76 90 5,72 99 III- 40 6,76 Trước ñiểm tương ñương 99,9 III- 27 7,80 Tại ñiểm tương ñương 100 III- 41 8,73 100,1 III- 27 9,70 101 10,70 110 11,70 Sau ñiểm tương ñương 150 III- 39 12,52 Hình H.3..3: ðường chuẩn ñộ axit yếu CH3COOH (pKa= 4,76) 0,1N bằng bazơ mạnh NaOH 0,1N. Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích63 Hình H.4..3: ðường chuẩn ñộ axit yếu khác nhau bằng bazơ mạnh: 1. ClCH2COOH (pKa= 2,85); 2. CH3COOH (pKa= 4,76); 3. H3BO3 (pKa= 9,23). Từ các hình H.3.3 và H.4.3 có nhận xét như sau: 1. ðường chuẩn ñộ là dạng ñường cong bất ñối xứng, lệch về phía môi trường kiềm, ñiểm tương ñương có pH lớn hơn 7. ðiều này rất rõ khi xem xét trong khoảng sai số 0,1%. 2. Axit càng mạnh thì bước nhảy của ñường cong chuẩn ñộ càng dài và ñối với axit yếu có pKa > 10 ñường cong không có bước nhảy. 3. Các nhận xét khác cũng giống như các nhận xét 2, 3 của ñường cong chuẩn ñộ axit mạnh bằng bazơ mạnh. e. ðường chuẩn ñộ bazơ yếu bằng axit mạnh Khi chuẩn ñộ bazơ yếu BOH với thể tích VBOH và nồng ñộ NBOH (≡CBOH) bằng axit mạnh HA có nồng ñộ NHA (≡ CHA) theo phương trình: BOH + HA = BA + H2O ðường chuẩn ñộ ñược xây dựng như sau: * pH khi chưa chuẩn ñộ: Trong dung dịch chỉ có bazơ yếu BOH phân li một phần: BOH ⇆ OH- + B+, nên pH dung dịch ñược tính từ III- 24 hoặc từ III- 21, III- 20. * pH trước ñiểm tương ñương: Trong dung dịch có muối BA và bazơ yếu BOH dư tạo nên cặp axit bazơ liên hợp. Nếu [BOH] còn lại lớn hơn 0,1% so với CBOH, tính pH dung dịch như ñối với hỗn hợp ñệm pH (biểu thức III- 29) và trong trường hợp này cụ thể là III- 42: pH = pKa - lg([BA]/[BOH]) = 14 - pKb – lg[(VHA . NHA)/(VBOH . NBOH - VHA . NHA)] (III- 42) Nếu [BOH] còn lại nhỏ hơn 0,1% so với CBOH tính pH dung dịch theo biểu thức III- 27. * pH tại ñiểm tương ñương: Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích64 Trong dung dịch tồn tại muối BA và H2O. Vì muối BA là muối của bazơ yếu với một axit mạnh nên nó bị thuỷ phân: BA + H2O ⇆ HA + BOH cho môi trường axit. Do ñó pH dung dịch muối BA ñược xác ñịnh bằng biểu thức III- 31 và trong trường hợp này cụ thể là III- 43: pHtñ = 7 - (1/2)pKb - (1/2)lg[(VBOH . NBOH)/(VBOH + VHA)] (III- 43) * pH sau ñiểm tương ñương: Trong dung dịch dư HA, là axit mạnh. Nếu sự dư của HA lớn hơn 0,1% của CBOH, có thể bỏ qua sự thuỷ phân của muối BA và pH dung dịch sẽ ñược tính gần ñúng theo biểu thức III- 38. Nếu sự dư của BOH nhỏ hơn 0,1% của CBOH, không thể bỏ qua sự thuỷ phân của muối BA và pH dung dịch sẽ ñược tính theo biểu thức III- 27. Kết quả tính pH của chuẩn ñộ một số axit yếu bằng bazơ mạnh ñược minh hoạ trong bảng B.4.3 và dạng ñường chuẩn ñộ của chúng ñược minh họa bằng các hình H.5.3 và H.6.3. Từ các hình H.5.3 và H.6.3 có nhận xét như sau: 1. ðường chuẩn ñộ là dạng ñường cong bất ñối xứng, lệch về phía môi trường axit, ñiểm tương ñương có pH nhỏ hơn 7. ðiều này rất rõ khi xem xét trong khoảng sai số 0,1%. 2. Bazơ càng mạnh thì bước nhảy của ñường cong chuẩn ñộ càng dài và ñối với bazơ yếu có pKb > 10 ñường cong không có bước nhảy. 3. Các nhận xét khác cũng giống như các nhận xét 2, 3 của ñường cong chuẩn ñộ bazơ mạnh bằng axit mạnh. Bảng B.4.3: Sự biến thiên pH dung dịch trong chuẩn ñộ 100ml bazơ yếu NH4OH (pKb = 4,74) nồng ñộ 0,1N bằng HCl 0,1N Trạng thái chuẩn ñộ % chuẩn ñộ Vận dụng biểu thức pH Chưa chuẩn ñộ 0 III- 24 11,13 50 9,26 90 8,31 99 III- 42 7,26 Trước ñiểm tương ñương 99,9 III- 27 6,22 Tại ñiểm tương ñương 100 III- 43 5,28 100,1 III- 27 4,31 101 3,32 110 2,38 Sau ñiểm tương ñương 150 III- 38 1,70 Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích65 Hình H.5..3: ðường chuẩn ñộ bazơ yếu NH4OH (pKb = 4,74) 0,1N bằng axit mạnh HCl 0,1N: Hình H. 6..3: ðường chuẩn ñộ bazơ yếu bằng axit mạnh: 1. Dietylamin (pKb= 3,02); 2. Amoniac (pKb= 4,74); 3. Anilin (pKb=9,38) Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích66 Từ các hình vẽ H.3.3 - H.6.3 có nhận xét: Khi chuẩn ñộ axit yếu bằng bazơ mạnh cũng như khi chuẩn ñộ bazơ yếu bằng axit mạnh, ở trước ñiểm tương ñương, trong dung dịch ñều tồn tại hệ ñệm pH nên pH thay ñổi chậm. Do ñó, dễ dàng nhận thấy rằng việc chuẩn ñộ axit yếu bằng bazơ yếu hoặc ngược lại sẽ dẫn ñến ñường cong chuẩn ñộ không có bước nhảy (vì trước và sau ñiểm tương ñương trong dung dịch luôn tồn tại hệ ñệm pH làm pH thay ñổi chậm). Chính vì ñiều này, nên trong thực tế khi chuẩn ñộ theo phương pháp trung hoà chỉ dùng dung dịch tiêu chuẩn là các axit, bazơ mạnh ñể ñường chuẩn ñộ có bước nhảy ñủ lớn. e. ðường chuẩn ñộ hỗn hợp nhiều axit ñơn chức hoặc axit ña chức bằng bazơ mạnh hoặc chuẩn ñộ hỗn hợp nhiều bazơ ñơn chức hoặc bazơ ña chức bằng axit mạnh ðường chuẩn ñộ hỗn hợp nhiều axit ñơn chức cho bước nhảy riêng rẽ ở gần ñiểm tương ñương ứng với việc chuẩn ñộ của từng axit chỉ khi các axit này có hằng số axit khác nhau rõ rệt (với sai số % = 0,1% thì Ka1/Ka2 ≥ 104), (ví dụ: hỗn hợp axit HCl (phân li hoàn toàn) và CH3COOH (Ka = 1,74.10-5)), nếu các hằng số axit Ka1 khác nhau không nhiều (ví dụ: các axit hữu cơ dãy axit focmic như HCOOH với Ka = 1,8.10-4 và CH3COOH với Ka = 1,74.10-5) ), thì ñường chuẩn ñộ có chung một bước nhảy. ðiều này cũng ñúng cho chuẩn ñộ axit ña chức, bởi vì axit ña chức phân li theo từng nấc và mỗi nấc phân li khác nhau có thể ñược coi là sự phân li của một axit khác. Ví dụ: Axit HnA phân li như sau: HnA ⇆ Hn-1A- + H+ (nấc 1), Hn-1A- ⇆ Hn-2A2- + H+ (nấc 2), HA(n-1)- ⇆ An- + H+ (nấc n) pH của dung dịch axit HnA ñược tính theo các biểu thức III- 10 (cho axit mạnh) hoặc các biểu thức III- 16 và III- 18 (cho axit yếu). Các ion gốc muối Hn-1A-, Hn-2A2-,.HA(n-1)- ñược gọi là các gốc muối lưỡng tính và pH của các dung dịch chứa các ion này ñược tính gần ñúng theo biểu thức III- 37. Với bazơ ña chức B cũng có thể viết tương tự : B + H+ ⇆ BH+ (nấc 1) BH+ + H+ ⇆ BH22+ (nấc 2) .. BHn-1(n-1)+ + H+ ⇆ BHnn+ (nấc n) pH của dung dịch bazơ B ñược tính theo các biểu thức III- 13 (cho bazơ mạnh) hoặc các biểu thức III- 21 và III- 24 (cho axit yếu). Các ion gốc muối Hn-1A-, Hn-2A2-,.HA(n-1)- ñược gọi là các gốc muối lưỡng tính và pH của các dung dịch chứa các ion này ñược tính gần ñúng theo biểu thức III- 37. Việc xây dựng ñường chuẩn ñộ cho cả hai trường hợp cũng tương tự như khi xây dựng ñường chuẩn ñộ axit bằng bazơ mạnh hoặc chuẩn ñộ bazơ bằng axit mạnh, chỉ có khác một ñiều là ñối với axit ña chức có thể coi ñây là hỗn hợp của nhiều axit ñơn chức có cùng nồng ñộ mol/lít và tương tự ñối với bazơ ña chức có thể coi như chuẩn ñộ hỗn hợp nhiều bazơ ñơn chức có cùng nồng ñộ mol/lít. Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích67 Việc xây dựng ñường chuẩn ñộ có thể ñược minh hoạ qua ví dụ chuẩn ñộ 20ml dung dịch axit H3PO4 0,1M (H3A) (với các hằng số axit: Ka1 = 7,6.10-3 (pKa1 = 2,12); Ka2 = 6,2.10-8 (pKa2 = 7,21); Ka3 = 4,2.10-13 (pKa3 = 12,38)) bằng NaOH 0,1N. * pH khi chưa chuẩn ñộ: Vì nấc 1 của axit H3PO4 phân li trung bình nên [H+] của dung dịch ñược xác ñịnh bằng biểu thức III- 16 với CH3A = 0,1N: [H+]2 + Ka1[H+] - Ka1CH3A = 0, thay số sẽ ñược: [H+]2 + 7,6.10-3 [H+] - 7,6.10-3. 0,1 = 0, giải ra sẽ có: [H+] = 3,12.10-2, pH = 1,50. Nếu sử dụng biểu thức III- 18, sẽ tính ñược pH = 1,58, nhỏ hơn pCa + 1,3 = 2,3, không thoả mãn ñiều kiện. * pH trước ñiểm tương ñương 1: Trong dung dịch tồn tại hỗn hợp H3PO4 và NaH2PO4 tạo thành hệ ñệm pH, nên pH ñược tính bằng biểu thức III- 40 với pKa là pKa1. Ví dụ, khi chuẩn ñộ 50% của nấc 1, sẽ có: pH = 2,12 – lg[(20. 0,1 - 10. 0,1)/(10. 0,1)] = 2,12 * pH tại ñiểm tương ñương 1: Dung dịch chỉ chứa NaH2PO4 là muối lưỡng tính, nên pH ñược xác ñịnh bằng biểu thức III- 37 với việc sử dụng pKa1 và pKa2 của axit H3PO4. Thay số sẽ có: pH = (2,12 + 7,21)/2 = 4,66 * pH sau ñiểm tương ñương 1 và ñiểm tương ñương 2: Trong dung dịch tồn tại ñồng thời NaH2PO4 và Na2HPO4 tạo thành hệ ñệm pH, nên, pH ñược tính theo biểu thức III- 40 với pKa = pKa2 với [NaH2PO4] = (2VH3PO4 . MH3PO4 – VNaOH . NNaOH)/(VH3PO4 + VNaOH) (III- 44) [Na2HPO4] = (VNaOH . NNaOH – VH3PO4 . MH3PO4)/(VH3PO4 + VNaOH) (III- 45) Ví dụ, khi chuẩn ñộ 50% của nấc 2, sẽ có: pH = 7,21 – lg[(2. 20. 0,1 – 30. 0,1)/(10. 0,1)] = 7,21 * pH tại ñiểm tương ñương 2: Dung dịch chỉ chứa Na2HPO4 là một chất lưỡng tính nên pH dung dịch ñược xác ñịnh bằng biểu thức III- 37 với việc sử dụng pKa2 và pKa3 của axit H3PO4. Thay số sẽ thu ñược: pH = (7,21 + 12,38)/2 = 9,80 * pH sau ñiểm tương ñương 2 và trước ñiểm tương ñương 3: Trong dung dịch tồn tại ñồng thời Na2HPO4 và Na3PO4 tạo thành hệ ñệm pH, nên, pH ñược tính theo biểu thức III- 40 với pKa = pKa3 với [Na2HPO4] = (3VH3PO4 . MH3PO4 – VNaOH . NNaOH)/(VH3PO4 + VNaOH) (III- 46) [Na3PO4] =(VNaOH . NNaOH – 2VH3PO4 . MH3PO4)/(VH3PO4 + VNaOH) (III- 47) Ví dụ, khi chuẩn ñộ 50% của nấc 3, sẽ có: pH = 12,38 – lg[(3. 20. 0,1 – 50. 0,1)/(10. 0,1)] = 12,38 Việc tính toán tiếp theo không có nghĩa, vì axit HPO42- (pKa3 = 12,38) quá yếu, không thể chuẩn ñộ ñược. Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích68 ðường chuẩn ñộ axit H3PO4 bằng NaOH ñược biểu diễn bằng hình vẽ H.5.3. ðường này có 3 ñiểm tương ñương nhưng chỉ có hai bước nhảy ứng với việc chuẩn ñộ nấc 1 và nấc 2, còn chuẩn ñộ nấc 3 sẽ không có bước nhảy vì axit thứ 3 quá yếu. Tương tự có thể xây dựng ñường chuẩn ñộ bazơ ña chức bằng axit mạnh với việc sử dụng biểu thức III- 48: pKa + pKb = 14, (III- 48) trong ñó Ka và Kb là các hằng số axit và bazơ của một cặp axit bazơ liên hợp. Hình H.7..3: ðường chuẩn ñộ axit H3PO4 bằng NaOH 6.3. ðường chuẩn ñộ oxi hoá khử Là ñường biểu diễn sự phụ thuộc thế ñiện cực dung dịch E lên thể tích dung dịch tiêu chuẩn ñưa vào trong quá trình chuẩn ñộ (E = f(Vtc)) hay là lên % chuẩn ñộ (E = f(% chuẩn ñộ)). Có rất nhiều phản ứng oxi hoá khử ñược dùng trong chuẩn ñộ, song, có thể phân chúng thành 2 nhóm như sau: - Phản ứng oxi hoá khử, trong ñó các cặp oxi hoá khử trao ñổi số electron như nhau. Cụ thể, với các phản ứng riêng phần III – c1 và III – c2 có m = n, với a = a’, b = b’, ví dụ: Fe2+ + Ce4+ = Ce3+ + Fe3+ Fe3+ + e = Fe2+ Ce4+ + e = Ce3+ Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích69 hoặc với a ≠ a’, b ≠ b’, ví dụ: 2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6 S4O62- + 2e = 2S2O32- I2 + 2e = 2I¯ - Phản ứng oxi hoá khử, trong ñó các cặp oxi hoá khử trao ñổi số electron không như nhau. Cụ thể, ñối với phản ứng riêng phần III- c1 và III- c2 với m n, với a = a’, b = b’, ví dụ: 5Fe2+ + KMnO4 + 8H+ = 5Fe3+ + K+ + Mn2+ + 4H2O Fe3+ + e = Fe2+ MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O hoặc với a ≠ a’, b ≠ b’, ví dụ: 6Fe2+ + K2Cr2O7 + 14H+ = 6Fe3+ + 2K+ + 2Cr3+ + 7H2O Fe3+ + e = Fe2+ Cr2O72- + 6e + 14H+ = 2Cr3+ + 7H2O ðường chuẩn ñộ của mỗi nhóm có những ñặc ñiểm khác nhau. Khả năng tham gia phản ứng oxi hoá khử của các chất phụ thuộc rất nhiều vào ñiều kiện môi trường, do ñó, ñể ñơn giản cho việc xây dựng ñường chuẩn ñộ, thường giới hạn ñiều kiện phản ứng chuẩn ñộ luôn cố ñịnh. Ví dụ: nếu trong phản ứng có sự tham gia của ion H+, thường qui ước [H+] = 1 iong/l. a. ðường chuẩn ñộ oxi hoá khử của trường hợp m = n, a = a’, b = b’ Như vậy, ñối với hệ này tồn tại: a = a’ = b = b’ = 1. Chuẩn ñộ xác ñịnh chất khử 1 có thể tích Vkh1, nồng ñộ Nkh1 bằng dung dịch chất oxi hoá 2 có nồng ñộ Nox2 sẽ theo phương trình: kh1 + ox2 = ox1 + kh2 ( III- d ) Thế E của dung dịch có thể ñược xác ñịnh theo biểu thức: E = E0ox1/kh1 + (0,059/m)lg([ox1]/[kh1]) ( III- 49 ) hoặc E = E0ox2/kh2 + (0,059/n)lg([ox2]/[kh2]) (III- 50) Tuy nhiên, cần chọn lựa biểu thức thích hợp, ñể có thể dễ dàng tính ñược nồng ñộ của các chất trong biểu thức từ những dự liệu chuẩn ñộ. Thông thường, dựa vào sự dư thừa của các chất tham gia phản ứng ñể chọn. Ví dụ: với chuẩn ñộ xác ñịnh chất khử 1 bằng chất oxi hoá 2, khi trong dung dịch còn dư chất khử 1, chọn biểu thức III- 49, khi trong dung dịch có dư chất oxi hoá 2, chọn biểu thức III- 50. ðường chuẩn ñộ ñược xây dựng như sau: * E khi chưa chuẩn ñộ: Trong dung dịch chỉ có chất khử 1, nên, E dung dịch ñược tính dựa vào nồng ñộ các chất oxi hoá khử của cặp 1 (biểu thức III- 49). Thay số có: E = E0ox1/kh1 + (0,059/m)lg[0/(Nkh1/m)] (III- 51) Vì chưa chuẩn ñộ, nên [ox1] = 0 và E = - ∞. Nhưng, trong thực tế, E có một giá trị xác ñịnh, vì ở môi trường nước bản thân ion H+ ñóng vai trò chất oxi hoá, nó sẽ oxi hoá chất khử 1 tạo ra chất oxi hoá 1, như vậy, [ox1] > 0. * E trước ñiểm tương ñương: Lúc này, trong dung dịch dư chất khử 1, nên tính E theo cặp ox1/kh1 (biểu thức III- 49). Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích70 Thay dữ liệu sẽ có biểu thức III- 52: E = E0ox1/kh1 + (0,059/m)lg([ox1]/[kh1]) = = E0ox1/kh1 + (0,059/m)lg{[(Vox2 . Nox2)/m]/[(Vkh1 . Nkh1 – Vox2 . Nox2)/m]} (III- 52) * E tại ñiểm tương ñương (Etñ): Trong dung dịch nồng ñộ của các chất oxi hoá cũng như chất khử của cả hai cặp oxi hoá khử nằm ở trạng thái cân bằng và rất nhỏ, nên E ñược tính dựa vào cả hai phương trình tính thế oxi hoá khử III- 49 và III- 50: Etñ = E0ox1/kh1 + (0,059/m)lg([ox1]/[kh1]) Etñ = E0ox2/kh2 + (0,059/m)lg([ox2]/[kh2]) (vì m = n). Nhân cả 2 vế của 2 phương trình này với m, rồi cộng chúng với nhau, sẽ có: 2mEtñ = mE0ox1/kh1 + mE0ox2/kh2 + 0,059 lg([ox1] [ox2]/[kh1] [kh2]) Theo phương trình III- d, tại ñiểm tương ñương phải thoả mãn: [kh1] = [ox2] và [ox1] = [kh2]. Thay [ox2] và [kh2] bằng [kh1] và [ox1] vào phương trình trên, thu ñược: 2mEtñ = mE0ox1/kh1 + mE0ox2/kh2 + 0,059 lg([ox1] [kh1]/[kh1] [ox1]) hay: Etñ = ( E0ox1/kh1 + E0ox2/kh2 )/2 (III- 53) * E sau ñiểm tương ñương: Trong dung dịch dư chất oxi hoá 2, vì vậy, thế ñiện cực dung dịch ñược tính ñơn giản dựa vào thế của cặp oxi hoá khử thứ 2 (biểu thức III- 50). Thay dữ liệu sẽ có: E = E0ox2/kh2 + (0,059/m)lg([ox2]/[kh2]) = E0ox2/kh2 + (0,059/m)lg{[(Vox2 . Nox2 – Vkh1 . Nkh1)/m]/[(Vkh1 . Nkh1)/m]} (III- 54) Có thể minh hoạ việc xây dựng ñường chuẩn ñộ oxi hoá khử của trường hợp m = n, a = a’, b= b’ thông qua trường hợp chuẩn ñộ 20 ml FeSO4 0,1N bằng dung dịch Ce(SO4)2 0,1N. Chuẩn ñộ xảy ra theo phương trình: Fe2+ + Ce4+ = Ce3+ + Fe3+ Như vậy, m = n = 1. Gọi cặp Fe3+/Fe2+ là cặp ox1/kh1, cặp Ce4+/Ce3+ là cặp ox2/kh2; các số liệu tính toán ñược ghi trong bảng B.5.3. ðường chuẩn ñộ có dạng như ở hình H.8.3. b. ðường chuẩn ñộ oxi hoá khử với trường hợp m ≠ n, a, = a’, b = b’ Như vậy, ñối với hệ này tồn tại: a ≠ b. Chuẩn ñộ xác ñịnh chất khử 1 có thể tích Vkh1, nồng ñộ Nkh1 bằng dung dịch chất oxi hoá 2 có nồng ñộ Nox2 sẽ theo phương trình: akh1 + box2 = aox1 + bkh2 ( III- e ) Thế E của dung dịch có thể ñược xác ñịnh theo các biểu thức III- 49, III- 50. Việc chọn lựa biểu thức thích hợp như ñã nêu ở trường hợp trên. Bảng B.5.3: Thế ñiện cực dung dịch khi chuẩn ñộ 20 ml FeSO4 0,1N bằng dung dịch Ce(SO4)2 0,1N ( E0Fe3+/Fe2+ = 0,77V, E0Ce4+/Ce3+ = 1,44V) Trạng thái chuẩn ñộ % chuẩn ñộ Vận dụng biểu thức E (V) Chưa chuẩn ñộ 0 III- 51 - 1 0,53 Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích71 10 0,71 50 0,77 90 0,83 99 0,89 Trước ñiểm tương ñương 99,9 III- 52 0,95 Tại ñiểm tương ñương 100 III- 53 1,10 100,1 1,26 101 1,32 110 1,38 Sau ñiểm tương ñương 200 III- 54 1,44 * E khi chưa chuẩn ñộ: Giống trường hợp trên, thế ñiện cực E ñược xác ñịnh bằng biểu thức III- 49. * E trước ñiểm tương ñương: Tương tự như trên E ñược xác ñịnh bằng biểu thức III- 50. * E tại ñiểm tương ñương (Etñ): Tương tự như ở phần trên, có thể viết: Etñ = E0ox1/kh1 + (0,059/m)lg([ox1]/[kh1]) Etñ = E0ox2/kh2 + (0,059/n)lg([ox2]/[kh2]) và [kh1] = (a/b)[ox2] [ox1] = (a/b)[kh2] Tiếp tục biến ñổi sẽ có: (m + n) Etñ = mE0ox1/kh1 + nE0ox2/kh2 hay Etñ = (mE0ox1/kh1 + nE0ox2/kh2)/(m + n) (III- 55) * E sau ñiểm tương ñương: Tương tự như ở phần 6.3.a ở trên, E ñược tính theo biểu thức III- 50. Thay dữ liệu sẽ có: E = E0ox2/kh2 + (0,059/n)lg{[(Vox2 . Nox2 – Vkh1 . Nkh1)/n]/[(Vkh1 . Nkh1)/n]} (III- 56) Có thể minh hoạ việc xây dựng ñường chuẩn ñộ oxi hoá khử của trường hợp m ≠ n, a, = a, b, = b thông qua trường hợp chuẩn ñộ 20 ml FeSO4 0,1N bằng dung dịch KMnO4 0,1N trong môi trường có [H+] = 1iongam/l. Chuẩn ñộ xảy ra theo phương trình; 5Fe2+ + KMnO4 + 8H+ = 5Fe3+ + K+ + Mn2+ + 4H2O Như vậy, cặp Fe3+/Fe2+ là cặp ox1/kh1, trao ñổi 1e, tức m = 1, cặp MnO4-/Mn2+ cặp ox2/kh2, trao ñổi 5e, tức n = 5. Các số liệu tính toán ñược ghi trong bảng B.6.3. ðường chuẩn ñộ có dạng như ở hình H.8.3. Trường ðại học Nông nghiệp Hà Nội – Giáo trình Hoá Phân tích72 Bảng B.6.3